3a AULA Ciência dos Materiais I (07 06 2016)

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1 
Curso de Engenharia de Materiais (3º Período) 
Manaus, 07/06/2016 
Disciplina: FTM100 – Ciência dos Materiais I 
CIÊNCIA DOS MATERIAIS I 
Docente: Prof. Dr. Jean Carlos Silva Andrade 
jean.engmateriais@gmail.com 
Sala 57 – Bloco da Direção da FT 
Ementa da Disciplina 
1. Apresentação do plano de ensino e introdução aos materiais 
2. Estrutura atômica 
3. Ligação atômica nos sólidos 
4. Estrutura dos metais e cerâmicas 
5. Estrutura dos polímeros 
6. Imperfeições nos sólidos 
7. Propriedades mecânicas 
8. Mecanismos de deformação 
9. Aumento de resistência 
10. Tipos de aplicações dos materiais 
 
 
Ementa da Disciplina 
1. Apresentação do plano de ensino e introdução aos materiais 
2. Estrutura atômica (Cap. 2 – Van Vlack, págs 18 a 22) 
3. Ligação atômica nos sólidos 
4. Estrutura dos metais e cerâmicas 
5. Estrutura dos polímeros 
6. Imperfeições nos sólidos 
7. Propriedades mecânicas 
8. Mecanismos de deformação 
9. Aumento de resistência 
10. Tipos de aplicações dos materiais 
 
 
ESTRUTURA ATÔMICA E LIGAÇÃO INTERATÔMICA 
• O tipo de ligação nos permite explicar as propriedades dos materiais. 
 Exemplos: Grafita e Diamante (Carbono) 
 
 
 
 
 
 Grande disparidade de propriedades 
 
 
Estrutura 
atômica 
Ligação 
Química 
Propriedades 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
A EVOLUÇÃO DA TEORIA ATÔMICA 
John Dalton 
Faraday/
Crookes 
Gregos 
(Demócrito/Leucipo) 
Thomson 
Teoria Quântica 
atual 
450 a.C 
O elétron é descoberto! 
Rutherford 
Niels Bohr 
Max Planck 
Einstein 
Louis de Broglie 
Schrödinger Atualidade 
Sec. XIX 
Por que tantas 
teorias? 
Átomo = não divisível 
2000 anos 
Modelo planetário 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
6 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
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2. ESTRUTURA ATÔMICA 
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2. ESTRUTURA ATÔMICA 
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2. ESTRUTURA ATÔMICA 
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2
2
 
Núcleo: Z = # prótons 
2 
orbital electrons: 
n = principal 
quantum number
n=3 2
1
= 1 (hidrogênio) a 94 (plutônio) 
N = # Nêutrons 
Massa Atômica (A) ≈ Z + N 
Átomo de Bohr 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 
orbital electrons: 
n = principal 
quantum number
n=3 2
1
Átomo de Bohr 
• Energia dos elétrons quantizada. 
E = h ;  = c/ 
• A mudança de energia de um elétron está associada 
a um salto quântico. Com absorção ou emissão de 
energia. 
E = Ef – Ei = h 
 
 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 
Números Quânticos 
4 números quânticos representam a localização espacial e a energia de um elétron 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 
Números Quânticos 
• Número quântico principal “n” 
(átomo de Bohr) 
 
Está relacionado com a distância 
elétron-núcleo. 
 
 n = 1, 2, 3, ......,  
 
 n representa os níveis de energia. 
 
 
 
 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
Modelo de Bohr versus Mecânica-Quântica 
Órbita substituída por Orbital 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 
Configuração Eletrônica 
Distribuição dos elétrons por níveis e subníveis de energia 
1 elétron de valência 5 elétrons de valência 6 elétrons de valência 
 
Princípio de exclusão de Pauli: Um orbital acomoda no máximo dois elétrons. 
 (n, l, ml, +½) ou (n, l, ml, - ½). 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 
Configurações Eletrônicas Estáveis 
4 
• Subníveis s e p completos 
• São não reativos. 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 
Configurações Eletrônicas Não-Estáveis 
4 
Electron configuration 
1s 1 
1s 2 (stable) 
1s 22s 1 
1s 22s 2 
1s 22s 22p 1 
1s 22s 22p 2 
... 
1s 22s 22p 6 (stable) 
1s 22s 22p 63s 1 
1s 22s 22p 63s 2 
1s 22s 22p 63s 23p 1 
... 
1s 22s 22p 63s 23p 6 (stable) 
... 
1s 22s 22p 63s 23p 63d 10 4s 246 (stable)
Camada de Valência geralmente não preenchida. 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 4 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
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3
 
2 4 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
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2
4
 
2 
Eletronegatividade 
4 
• Varia de 0.7 a 4.0, 
Menor eletronegatividade Maior eletronegatividade 
• Maiores valores: tendência a atrair elétrons. 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 4 
Exercícios 
(1) Hoje em dia, em museus de Ciência, a estrutura atômica é ilustrada 
por um átomo com o núcleo central rodeado de elétrons movendo-se 
em órbitas circulares. O que está errado nesta visão do átomo? 
Modelo de Bohr 
versus 
Modelo mecânico – quântico 
Bohr MQ 
Órbita substituída por Orbital 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 4 
Exercícios 
(02) No átomo de He, qual o comprimento de onda da radiação 
associada à transição do nível 3p para o 2s ? 
Dados: E(3p) = 23,1 eV E(2s) = 20,6 eV 
Emissão de fóton 
E = hν = h (c/λ) 
hc = 1240 eV.nm 
λ = 1240 / 2,5 
λ = 496 nm 
(fóton de luz visível) 
E = hν = h (c/ λ) 
hc = 1240 eV.nm 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
2 4 
Exercícios 
(03) Determine os números quânticos dos elétrons do átomo de lítio 
em seu estado fundamental. 
Li (Z = 3): 1s2 2s1 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
Ementa da Disciplina 
1. Apresentação do plano de ensino e introdução aos materiais 
2. Estrutura atômica 
3. Ligação atômica nos sólidos (Cap. 2 – Callister, págs 24 a 34) 
4. Estrutura dos metais e cerâmicas 
5. Estrutura dos polímeros 
6. Imperfeições nos sólidos 
7. Propriedades mecânicas 
8. Mecanismos de deformação 
9. Aumento de resistência 
10. Tipos de aplicações dos materiais 
 
 
REVISÃO 
 
Forças de Ligação 
 
 O entendimento de muitas propriedades físicas está 
baseada no conhecimento das forças de ligação 
interatômicas que unem os átomos, prendendo-os. 
25 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Forças de Ligação 
 
 Analisando as ligações entre dois átomos desde uma 
proximidade grande até uma distância infinita. 
 
 Em grandes distâncias as forças podem ser 
desconsideradas. 
 À medida que os átomos se aproximam eles exercem 
forças uns sobre os outros. 
 
 Estas forças podem ser de atração ou de repulsão. E a 
magnitude depende da distância entre os átomos. 
REVISÃO 
26 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Forças de Ligação 
 
 A força de atração depende do tipo de ligação e varia 
com a distância interatômica. 
 
 Quando a última camada de dois átomos começa a se 
sobrepor, surgem forças de repulsão. 
 
A força líquida (FL) é então a resultante entre a força de 
Atração e a de Repulsão: 
 
FL = FA + FR 
REVISÃO 
27 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
FORÇAS DE LIGAÇÃO 
 
Dependência entre a força de Atração, Repulsãoe Força de 
Ligação. 
Quando existe equilíbrio entre 
as forças de atração e 
repulsão, a força resultante 
de ligação é zero. 
 
FA+FR=0 
 
Nesta condição, estabelece-
se a distância interatômica 
de equilíbrio, ou r0. 
Neste caso, os centros do átomos estarão separados por uma distância r0. 
Para diversos átomos esta distância é de 3nm.  não se aproximam nem 
se separam (repulsão e atração). 
REVISÃO 
28 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Forças de Ligação 
 
Dependência entre a força de Atração, Repulsão e Força de 
Ligação. 
 Resumindo 
 
 A distância entre dois átomos é determinada pelo balanço das 
forças atrativas e repulsivas. 
 
 Quanto mais próximos os átomos maior a força atrativa entre 
eles, mas maior ainda são as forças repulsivas devido a 
sobreposição das camadas mais internas. 
 
 Quando a soma das forças atrativas e repulsivas é zero, os 
átomos estão na chamada distância de equilíbrio. 
REVISÃO 
29 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Força de ligações e Rigidez 
 
 O que é deformação no regime 
elástico??? 
 
 Como traduzir isso num nível 
atômico??? 
30 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Força de ligações e Rigidez 
 
 A inclinação da curva no ponto 
de equilíbrio dá a força 
necessária para separar os 
átomos sem promover a quebra 
da ligação. 
 
 Os materiais que apresentam uma 
inclinação grande são 
considerados materiais rígidos. 
 
 Ao contrário, materiais que 
apresentam uma inclinação mais 
tênue são bastante flexíveis. 31 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
 Força de ligações e Rigidez 
 
 
 A rigidez e a flexibilidade 
também estão associadas com 
módulo de elasticidade (E) que 
 
 é determinado da inclinação da 
curva tensão x deformação 
obtida no ensaio mecânico de 
resistência à compressão. 
32 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Energias de Ligação 
 
Dependência entre a Energia Potencial E conforme a variação da 
energia de Atração e Energia de Repulsão. 
Quando analisamos a Energia 
potencial ao invés da força, 
vemos que a distância de 
equilíbrio r0 é aquela que 
desenvolve a menor energia. 
 
Nesta condição, estabelece-se a 
Energia mínima E0 e 
representa a energia 
necessária para separar estes 
dois átomos até uma distância 
infinitamente grande. 
EL = EA + ER 
33 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Energias de Ligação 
 
Dependência entre a Energia Potencial E conforme a variação da 
energia de Atração e Energia de Repulsão. 
Diferentes átomos  diferentes 
tipos de ligação química  curvas 
diferentes de energia 
resultante. 
 
Quando consideramos, por 
exemplo, uma deformação que 
envolve o distanciamento de 
átomos no regime elástico, 
podemos entender que o 
módulo de elasticidade de cada 
material será diferente, pela 
razão antes exposta. 
34 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Algumas Propriedades x Exemplos: 
 
Temperatura de Fusão: 
 
 Quanto maior o valor de |E0|, maior a temperatura de fusão 
de um material, já que há necessidade de rompimento de 
ligações para a mudança de estado físico (sólido  líquido). 
 
 Por outro lado, pequenos valores de |E0|, são típicos de 
materiais gasosos e 
 
 líquidos apresentam energias de ligação intermediária. 
REVISÃO 
35 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Algumas Propriedades x Exemplos: 
 
 Coeficiente de Expansão: 
 
 O coeficiente de expansão linear de um material é 
dependente da forma da curva E0 versus r0. 
 
 Elevadas E de ligação  baixo coeficiente de expansão 
térmica (alterações dimensionais pequenas). 
REVISÃO 
36 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Algumas Propriedades x Exemplos: 
 
 Resistência mecânica: 
 
 
 Aumenta com a força máxima e com a profundidade do 
poço da curva de energia de ligação. 
 
 Ou seja, quanto maior a energia de ligação, maior a 
resistência. 
 
 
REVISÃO 
37 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
 Os tipos primários de ligação em sólidos são: Iônicas, 
Covalentes e Metálicas. 
 
 Para cada um destes tipos, a ligação envolve os elétrons de 
valência e o tipo de ligação depende da estrutura eletrônica 
dos átomos. 
 
 De forma geral, cada um destes tipos de ligação visam assumir 
estruturas eletrônicas estáveis como a dos gases nobres. 
REVISÃO 
38 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
 Forças de origem secundária ou física são ainda encontradas em 
muitos materiais sólidos. 
 
 Estas forças são mais fracas que os tipos de ligações 
principais mas ainda assim influenciam as 
propriedades físicas dos materiais  Ligações 
Secundária. 
REVISÃO 
39 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
 Ligações Primárias: Iônicas, Covalentes, Metálicas. 
 
 Ligações Secundárias: Van der Waals: Dipolo Induzido por 
Flutuação, Dipolo Induzido-Moléculas Polares, Dipolo 
Permanente. 
REVISÃO 
40 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Iônicas 
 
 Uma das mais fáceis de 
descrever e visualizar. 
 
 São sempre encontradas em 
compostos formados por 
metais e não-metais, situados 
horizontalmente nas 
extremidades da tabela 
periódica. 
Força de Ligação Coulombiana 
REVISÃO 
41 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Iônicas 
 
 Os átomos metálicos 
facilmente cedem os 
elétrons de valência aos 
elementos não-metálicos. 
 
 Neste caso, os átomos das 
duas espécies adquirem a 
configuração estável ou tal 
como a dos gases inertes e 
adicionalmente os átomos 
passam a ser íons (ganham 
carga elétrica). 
Força de Ligação Coulombiana 
REVISÃO 
42 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
REVISÃO 
43 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Iônicas 
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2
6
 
Ligações Covalentes 
 
 Nas ligações covalentes, a 
configuração estável é obtida 
pelo compartilhamento dos 
elétrons entre átomos 
adjacentes. 
 
 Estes elétrons pertencerão 
a ambos. 
REVISÃO 
44 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Covalentes 
 
 Este tipo de ligação aparece 
em não-metais como H2, Cl2, 
F2, H2O, HNO3, assim como 
em sólidos tais como o 
Diamante (Carbono), 
Silício, Germânio... 
 
 E compostos formados por 
elementos do lado direito 
da tabela periódico, como o 
Gálio-Arsênio, Índio-
Antimônio e Carbeto de 
Silício. 45 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Covalentes 
 
46 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
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2
7
 
Ligações Metálicas 
 
 As ligações metálicas são 
encontradas nos metais e 
ligas metálicas. 
 
 Os metais tem entre um e três 
elétrons de valência e dentro 
deste modelo, os elétrons de 
valência não estão ligados a 
um átomo específico e estão + 
ou - livres para o movimento 
entre os átomos que compõe 
o material, tal como uma 
nuvem eletrônica. 
REVISÃO 
47 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Metálicas 
 
 Os elétrons que não são os 
de valência e os núcleos 
atômicos formam o que 
usualmente se chama de 
 
 núcleos iônicos, com 
carga positiva igual em 
magnitude à carga total 
dos elétrons de valência 
por átomo. 
REVISÃO 
48 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações MetálicasREVISÃO 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Secundárias (Van der Waals): Ligações de Dipolo 
Induzido Flutuantes, Moléculas Polares e Dipolo Induzido, 
Dipolos Permanentes. 
 
Van der Waals 
 
 As ligações secundárias de van der Waals ou ligações físicas, 
 
 são fracas em comparação às ligações primárias, ficando na 
ordem de 10 kJ/mol ou 0,1 eV/átomo. 
 
 Estas forças aparecem virtualmente entre todos os átomos ou 
moléculas, 
 
 entretanto, a sua presença fica obscurecida quando existem 
ligações primárias de maior intensidade. 
REVISÃO 
50 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Secundárias (Van der Waals): Ligações de Dipolo 
Induzido Flutuantes, Moléculas Polares e Dipolo Induzido, 
Dipolos Permanentes. 
 
Van der Waals 
 
 As ligações secundárias são visualizadas entre átomos de gases 
inertes que apresentam estruturas eletrônicas estáveis e entre 
suas moléculas ligadas covalentemente. 
REVISÃO 
51 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Secundárias (Van der Waals): Ligações de Dipolo Induzido 
Flutuantes, Moléculas Polares e Dipolo Induzido, Dipolos Permanentes. 
 
Dipolo 
 Forças de ligação secundária aparecem a partir de dipolos atômicos ou 
moleculares. Na prática, dipolos existem quando existe alguma 
separação de regiões positivas ou negativas em um átomo ou 
molécula. As ligações são o resultado de forças Coulombianas entre 
uma extremidade positiva e a extremidade negativa de uma molécula 
adjacente. 
Dipolos atômicos ou moleculares 
Separação entre frações + e -  Atração 
Coulombiana  Surgem de dipolos atômicos ou 
moleculares 
Estas ligações podem ocorrer 
entre: 
 Dipolos Induzidos 
 Dipolos Induzidos e 
Moléculas Polares 
 Moléculas Polares 
REVISÃO 
52 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Secundárias (Van der Waals): Ligações de Dipolo Induzido 
Flutuantes, Moléculas Polares e Dipolo Induzido, Dipolos 
Permanentes. 
 
Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes 
 
 Um dipolo pode ser criado em um átomo ou molécula que é 
eletricamente simétrica (a). A própria vibração atômica ou molecular 
pode induzir a criação de um dipolo instantâneo num átomo (b). 
Quando este desbalanço causa o mesmo efeito em um átomo 
vizinho, cria-se um dipolo, tipo de ligação de van der Waals. 
As Forças atrativas são 
temporárias e flutuam ao 
longo do tempo. 
REVISÃO 
53 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Secundárias (Van der Waals): Ligações de Dipolo Induzido 
Flutuantes, Moléculas Polares e Dipolo Induzido, Dipolos 
Permanentes. 
 
Ligações de Dipolo Induzido Flutuantes 
 
 A liquefação ou até mesmo a solidificação de gases inertes, além de 
outras moléculas eletricamente neutras e simétricas, tais como H2 
ou Cl2, são realizadas devido a este tipo de interação. 
 
 As temperaturas de fusão e ebulição são extremamente baixas em 
materiais em que houver predomínio de ligações tipo dipolo. Dentre 
todos os tipos de ligações intermoleculares, estas são as mais 
fracas. 
Materiais com Ligação por Dipolo Induzido Predominante 
 TEbulição e Tfusão extremamente baixas 
REVISÃO 
54 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Secundárias (Van der Waals): Ligações de Dipolo Induzido 
Flutuantes, Moléculas Polares e Dipolo Induzido, Dipolos 
Permanentes. 
 
Ligações entre Moléculas Polares e Dipolos Induzidos 
 Momentos de Dipolo permanentes existem em algumas 
moléculas devido ao arranjo assimétrico dos íons 
positivos ou negativos. 
 
 Tais moléculas são ditas Moléculas Polares 
(exemplo: HCl). Estas moléculas podem induzir dipolos 
em moléculas adjacentes não polares e uma ligação 
se formará como resultado das forças de atração entre 
as moléculas. Estas ligações desenvolverão 
magnitude de força maior que as de Dipolo Induzido 
Flutuantes. 
REVISÃO 
55 
3. LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
Ligações Secundárias (Van der Waals): Ligações de Dipolo 
Induzido Flutuantes, Moléculas Polares e Dipolo Induzido, Dipolos 
Permanentes. 
 
Ligações Dipolo Permanentes 
 
 As ligações de van der Waals existirão entre moléculas polares 
adjacentes. O mais forte tipo de ligação secundária – a ligação 
do Hidrogênio – é um caso especial de ligação de molécula 
polar. 
 
 
 Ocorre entre moléculas em que o Hidrogênio está Covalentemente 
ligado ao Flúor, formando a molécula HF, ao Oxigênio na água (H2O) 
e ao Nitrogênio na Amônia (NH3). 
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
REVISÃO 
56 
Ligações Dipolo Permanentes 
 
 Em cada ligação H-F, H-O ou H-N, o único elétron do H é compartilhado 
com o outro átomo. 
 
 Assim, a extremidade da ligação contendo o H consiste essencialmente em 
um próton isolado, carregado positivamente, e que não está neutralizado 
por qualquer elétron. 
 
 
 Esta extremidade carregada da molécula, altamente positiva, é capaz de 
exercer uma grande força de atração sobre a extremidade negativa de 
uma molécula adjacente. 
 
 Essencialmente, este próton isolado 
forma uma ponte entre dois átomos 
carregados negativamente. 
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
REVISÃO 
57 
LIGAÇÃO ATÔMICA NOS SÓLIDOS 
REVISÃO 
58 
Materiais com ligações iônicas apresentam: 
 
 Elevadas temperaturas de fusão; 
 Elevada Dureza e Fragilidade; 
 Isolantes Elétricos e Térmicos. 
 
Materiais com ligações Covalentes apresentam: 
 
 Ligações fortes como a do Diamante, que resultam em: 
• Elevadas temperaturas de fusão (3550ºC) e elevada 
Dureza 
 
 Ligações fracas como a do Bismuto, que resultam em: 
• Baixas temperaturas de fusão (270ºC). 
 
*Ambos são isolantes elétricos e térmicos. 
LIGAÇÃO ATÔMICA x PROPRIEDADES 
REVISÃO 
59 
Materiais com ligações Metálicas apresentam: 
 
 Temperaturas de fusão desde baixas até elevadas. 
 Baixa dureza e alta ductilidade, 
 Bons condutores elétricos e térmicos, como consequência 
dos elétrons livres. 
 
Materiais Moleculares com ligações de van der Waals / 
Hidrogênio apresentam: 
 
 Baixas temperaturas de fusão, 
 Baixa Dureza. 
LIGAÇÃO ATÔMICA x PROPRIEDADES 
REVISÃO 
60